Lors d'une réaction chimique, les atomes ne sont ni créés, ni détruits, ils se réarrangent simplement pour former de nouvelles molécules. C'est le principe de la conservation de la matière. Concrètement, cela signifie que pour chaque type d'atome présent dans l'équation, le nombre total d'atomes côté réactifs (à gauche de la flèche) doit être égal au nombre total d'atomes côté produits (à droite de la flèche).
Équilibrer une équation, c'est trouver les bons coefficients stœchiométriques, ces nombres entiers que l'on place devant les formules chimiques, pour que cette conservation des atomes soit respectée.
Équation chimique
Une équation chimique représente symboliquement une transformation chimique, en montrant les réactifs qui disparaissent et les produits qui apparaissent. Elle doit respecter la loi de conservation des atomes et de la charge électrique.
Réactifs
Les réactifs sont les substances de départ qui sont consommées lors d'une réaction chimique. Ils sont placés à gauche de la flèche dans une équation chimique.
Produits
Les produits sont les nouvelles substances formées lors d'une réaction chimique. Ils sont placés à droite de la flèche dans une équation chimique.
Coefficients stœchiométriques
Les coefficients stœchiométriques sont des nombres entiers placés devant les formules chimiques des réactifs et des produits. Ils indiquent les proportions dans lesquelles les substances réagissent et sont formées, assurant la conservation des atomes.
Le principe fondamental : la conservation des atomes
Les étapes pour équilibrer une équation chimique
Équilibrer une équation chimique est une compétence fondamentale en chimie. Voici une méthode pas à pas, applicable à la plupart des réactions du lycée :
Étape 1 : Identifier et lister les atomes
Commence par écrire l'équation non équilibrée. Ensuite, liste tous les types d'atomes présents dans la réaction, sans oublier de compter les atomes d'oxygène et d'hydrogène en dernier (c'est une astuce pour simplifier le processus car ils sont souvent présents dans de nombreuses molécules).
Étape 2 : Équilibrer les atomes "complexes" ou peu fréquents
Commence par équilibrer les atomes autres que l'hydrogène (H) et l'oxygène (O). Ce sont souvent les atomes métalliques ou non-métalliques (comme le carbone C, l'azote N, le fer Fe, le soufre S, etc.). Pour cela, ajoute des coefficients stœchiométriques devant les formules chimiques des molécules qui contiennent ces atomes. N'oublie pas qu'un coefficient affecte tous les atomes de la molécule qu'il précède.
Étape 3 : Équilibrer les atomes d'oxygène (O)
Une fois les autres atomes équilibrés, concentre-toi sur l'oxygène. Modifie les coefficients stœchiométriques des molécules contenant de l'oxygène (souvent H₂O ou O₂) pour équilibrer le nombre d'atomes d'oxygène de chaque côté de la flèche. Attention à ne pas modifier les coefficients déjà établis pour les atomes précédents si possible.
Étape 4 : Équilibrer les atomes d'hydrogène (H)
Enfin, équilibre les atomes d'hydrogène. C'est souvent la dernière étape et elle est souvent réglée en ajustant le coefficient de la molécule d'eau (H₂O) si elle est présente. Si ce n'est pas le cas, tu devras ajuster d'autres molécules contenant de l'hydrogène.
Étape 5 : Vérifier et simplifier
Après avoir placé tous les coefficients, effectue une vérification finale. Compte le nombre de chaque type d'atome de chaque côté de l'équation. Assure-toi que tous les coefficients sont les plus petits nombres entiers possibles. Si tous les coefficients sont divisibles par un même nombre, simplifie-les.
Exemple concret : La combustion du méthane
Prenons l'exemple de la combustion du méthane (CH₄) avec le dioxygène (O₂), qui produit du dioxyde de carbone (CO₂) et de l'eau (H₂O).
Équation non équilibrée : CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O
Équation non équilibrée : CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O
1. Lister les atomes :
Atomes présents : Carbone (C), Hydrogène (H), Oxygène (O).
2. Équilibrer le Carbone (C) :
Côté réactifs : 1 C (dans CH₄)
Côté produits : 1 C (dans CO₂)
Le carbone est déjà équilibré. On ne change rien.
Côté produits : 1 C (dans CO₂)
Le carbone est déjà équilibré. On ne change rien.
3. Équilibrer l'Hydrogène (H) :
Côté réactifs : 4 H (dans CH₄)
Côté produits : 2 H (dans H₂O)
Pour avoir 4 H côté produits, il faut mettre un coefficient 2 devant H₂O :
CH₄ + O₂ → CO₂ + 2H₂O
Côté produits : 2 H (dans H₂O)
Pour avoir 4 H côté produits, il faut mettre un coefficient 2 devant H₂O :
CH₄ + O₂ → CO₂ + 2H₂O
4. Équilibrer l'Oxygène (O) :
Côté produits : 2 O (dans CO₂) + (2 × 1 O) (dans 2H₂O) = 4 O au total.
Côté réactifs : 2 O (dans O₂)
Pour avoir 4 O côté réactifs, il faut mettre un coefficient 2 devant O₂ :
CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O
Côté réactifs : 2 O (dans O₂)
Pour avoir 4 O côté réactifs, il faut mettre un coefficient 2 devant O₂ :
CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O
5. Vérification finale :
Côté réactifs : 1 C, 4 H, 4 O
Côté produits : 1 C, 4 H, 4 O
L'équation est équilibrée !
Équation équilibrée finale : CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O
Côté produits : 1 C, 4 H, 4 O
L'équation est équilibrée !
Équation équilibrée finale : CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O
A retenir :
- Les équations chimiques doivent respecter la conservation des atomes.
- Les coefficients stœchiométriques (nombres entiers) servent à équilibrer les atomes.
- Commencer par équilibrer les atomes les moins fréquents, puis l'oxygène, et enfin l'hydrogène.
- Un coefficient devant une molécule affecte tous les atomes de cette molécule.
- Toujours vérifier le nombre de chaque atome des deux côtés après équilibrage.
- Les coefficients doivent être les plus petits nombres entiers possibles.